pH e tampoes

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 pH e Tampões
Prof. Carlos Eduardo
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(H+) nos sistemas biológicos
 Nas células e líquidos biológicos influencia a velocidade das reações químicas, a forma e função das enzimas assim como de outras proteínas celulares e a integridade das células
Íon hidrogênio
 Deve estar em torno de 0,4nM (0,4x10-9)
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Ácidos
Conceito de Arrhenius: 
Ácido é toda substância que em solução aquosa libera como cátion o íon hidrogênio (H+). 
 Ex.: HCl + H2O  H3O+ + Cl- 
Conceito de Brönsted e Lowry: 
Ácido é um doador de prótons, um substância que pode transferir um próton para outra. 
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Bases
Conceito de Arrhenius: 
Base é toda substância que em solução aquosa se dissocia liberando ânion oxidrila (OH-). 
 Ex.: NaOH + H2O  Na+ + OH- 
Conceito de Brönsted e Lowry: 
Base é um receptor de prótons. 
	
 Ex.: NH3 + H2O  NH4+ + OH- 
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Ácidos e Bases
CH3-COOH + H2O  CH3-COO - + H3O+
(ácido)
(base)
 O íon acetato é a base conjugada do ácido acético
 O ácido acético é o ácido conjugado do íon acetato 
 O íon hidrônio é o ácido conjugado da água
 A água é a base conjugada do íon hidrônio
Ácidos aumentam a [H+] de uma solução aquosa e bases a diminuem
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Dissociação da água e seus produtos iônicos
H2O + H2O  OH - + H3O+
A água funciona tanto como ácido quanto como base
Lei da ação das massas:
K =
[ H3O+] [OH -] 
=
[ H3O+] [OH -] 
[H2O] [H2O]
[H2O]2
K.[H2O]2 = Kw =
[ H3O+] [OH -]
= 10-14
Na água pura a [H+] é igual a [OH-] que é igual a 10-7
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Potencial hidrogeniônico (pH)
 A [H+] de uma solução é quantificada em unidades de pH
 O pH é definido como o logarítmo negativo da [H+] 
 pH = -log [H+]
 A escala de pH varia de 1 até 14, uma vez que qualquer [H+] está compreendida na faixa de 100 a 10-14.
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Escala de pH
pH 
H3O+ 
(mols/L)
OH-
(mols/L)
0 100 = 1 10-14=0,000 000 000 000 01 
 3 10-3 = 0,001 10-11=0,000 000 000 01 
7 10-7 = 0,000 000 1 10-7=0,000 000 1 
10 10-10 = 0,000 000 000 1 10-4=0,000 1 
14 10-14 =0, 000 000 000 000 01 10-0=1 
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Dissociação da água e 
 Escala de pH
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	Homeostasia é a constância do meio interno 
pH x homeostasia
 o organismo dispõe de mecanismos para manter a [H+] e, conseqüentemente o pH sangüineo, dentro da normalidade, ou seja manter a homeostasia .
pH do Sangue Arterial
7,4
7,0
7,8
Faixa de sobrevida
Acidose
Alcalose
pH normal
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Aumento da [H+]
7,4
Acidose
Alcalose
Queda do pH
Acúmulo de ácidos
Acúmulo de bases
Perda de ácidos
Perda de bases
Diminuição da [H+]
Escala de pH
Aumento do pH
Alterações no pH
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Fontes de H+ decorrentes dos processos metabólicos
Powers,S.K. e Howley, E.T., Fisiologia do Exercício, (2000), pg207 Fig11.3
Metabolismo
aeróbico da glicose
Metabolismo
anaeróbico da glicose
Ácido Carbônico
Ácido Lático
Ácido Sulfúrico
Ácido Fosfórico
Corpos Cetônicos Ácidos
H+
Oxidação de Amino ácidos
Sulfurados
Oxidação incompleta de 
ácidos graxos
Hidrólise das fosfoproteínas e nucleoproteínas
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pH dos Líquidos Corporais
	 Concentração de H+ em mEq/l pH	
 Líquido Extracelular
 Sangue arterial 4.0 x 10-5 7.40
 Sangue venoso 4.5 x 10-5 7.35
 Líquido Intersticial 4.5 x 10-5 7.35
 Líquido Intracelular 1 x 10-3 a 4 x 10-5 6.0 a 7.4
 Urina 3 x 10-2 a 1 x 10-5 4.5 a 8.0
		
 HCl gástrico 160 0.80	
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Medidas de pH
Eletrométrico
Colorimétrico
pHmetro
Lavar o eletrodo e 
secar com papel absorvente
Padronização feita com soluções 
de pH abaixo e acima do que vai ser medido
Potenciômetro mede [H+]
diferença de potencial elétrico
entre duas soluções
indicadores
Indicador-H
 H+
+
Indicador
(Cor A)
(Cor B)
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Indicadores de pH
Indicadores de pH são substâncias (corantes) utilizadas para determinar o valor do pH 
Exemplos 
Metil-violeta
pH
0 2 4 6 8 10 12
A
Violeta
Tornassol
Amarelo
Azul
incolor
Vermelho Violeta
Fenolftaleína
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 Efeito do pH na atividadede diferentes enzimas
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ASPECTOS ADICIONAIS DOS EQUILÍBRIOS AQUOSOS
Água: excepcional habilidade em dissolver grande variedade de substâncias.
Soluções aquosas encontradas na natureza: fluidos biológicos e a água do mar.
Contêm muitos solutos.
Muitos equilíbrios acontecem simultaneamente nessas soluções.
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O EFEITO DO ÍON COMUM
 Concentrações no equilíbrio de íons em solução contendo um ácido fraco ou uma base fraca.
 Soluções que contêm não apenas um ácido fraco, como o ácido acético (CH3COOH), mas também um sal solúvel desse ácido, como o CH3COONa.
O que acontece quando CH3COONa é adicionado à solução de CH3COOH?
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 CH3COONa é um eletrólito forte.
Dissocia-se completamente em solução aquosa para formar íons Na+ e CH3COO-.
 Em comparação, CH3COOH é um eletrólito fraco.
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 A adição de CH3COO- a partir de CH3COONa faz com que o equilíbrio desloque-se para a esquerda, diminuindo, portanto, a concentração no equilíbrio de H+ (aq).
CH3COONa
Adição de CH3COO- desloca o equilíbrio, reduzindo [H+].
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CH3COO- é uma base fraca.
O pH da solução aumenta.
[H+] diminui.
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EFEITO DO ÍON COMUM
A extensão da ionização de um eletrólito fraco é diminuída pela adição à solução de um eletrólito forte no qual há um íon comum com o eletrólito fraco. 
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 A ionização de uma base fraca também diminui com a adição de um íon comum. Por exemplo, a adição de NH4+ (como a partir do eletrólito forte NH4Cl) faz com que o equilíbrio de dissociação de NH3 desloque para a esquerda, diminuindo a concentração de OH- no equilíbrio e abaixando o pH.
NH4Cl
Adição de NH4+ desloca o equilíbrio, reduzindo [OH-].
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Os Sistemas Tampões
 Um tampão resiste ás variações no pH porque ele contém tanto espécies ácidas para neutralizar os íons OH- quanto espécies básicas para neutralizar os íons H+.
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COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
 As espécies ácidas e básicas que constituem o tampão não devem consumir umas às outras pela reação de neutralização.
Exigência preenchida por um par ÁCIDO-BASE CONJUGADO
CH3COOH / CH3COO-
NH4+ / NH3
ou
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COMPOSIÇÃO E AÇÃO DAS SOLUÇÕES-TAMPÃO
Preparação
Mistura de um ácido fraco ou uma base fraca com um sal do ácido ou da base.
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Mecanismos de Ação dos Tampões
1. Adição de ácido
CH3-COOH + CH3-COONa
+
HCl
2CH3-COOH + NaCl
CH3-COOH + CH3-COONa
2. Adição de base
+
NaOH
2CH3-COONa + H2O
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Exemplos de Tampões
CH3-COOH + CH3-COONa
Acetato
Bicarbonato
H2CO3 + NaHCO3
Fosfato
H2PO-4 + NaHPO4
Amônia
NH4OH + NH4Cl
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CAPACIDADE DE TAMPÃO E pH
 Características de um tampão:
CAPACIDADE
pH
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CAPACIDADE DE TAMPÃO
 É a quantidade de ácido ou base que um tampão pode neutralizar antes que o pH comece a variar a um grau apreciável.
 Depende da quantidade de ácido e base da qual o tampão é feito.
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pH
 Depende de Ka para o ácido e das respectivas concentrações relativas de ácido e base que o tampão contém.
Quanto maior as quantidades do par ácido-base conjugado, a razão de suas concentrações, e, conseqüentemente, o pH se tornam mais resistentes às mudanças.
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EQUAÇÃO DE HENDERSEN-HASSELBALCH
 Onde, - log [H+] = pH e – log Ka = pKa, temos:
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 CURVA DE TITULAÇÃO DO ÁCIDO ACÉTICO
Equação de Henderson-Hasselbach
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Sistemas Primários Reguladores do pH
Os sistemas químicos de tampões ácido-base dos líquidos corporais;
 
O centro respiratório, que regula a remoção de CO2 do líquido extracelular;
 
Os rins, que agem reabsorvendo o bicarbonato filtrado ou eliminando o H+ pelo sistema tampão fosfato ou na forma de NH4+.
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Os Sistemas Tampões do Organismo
	Os principais sistemas tampões presentes no organismo, que permitem a manutenção da homeostasia, são:
 sistema bicarbonato
 sistema fosfato
 proteínas 
 sistema da amônia
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SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
 Sistema tampão usado para controlar o pH no sangue.
SISTEMA TAMPÃO ÁCIDO CARBÔNICO-BICARBONATO
 H2CO3 / HCO3- : são um par ácido base conjugado.
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SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
 Equilíbrios importantes no sistema tampão ácido carbônico-bicarbonato:
CO2: um gás que fornece um mecanismo para o corpo se ajustar aos equilíbrios.
A remoção de CO2 por exalação desloca o equilíbrio para a direita, consumindo íons H+.
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SANGUE COMO UMA SOLUÇÃO-TAMPÃO
 Para que o tampão tenha pH de 7,4, a razão [base] / [ácido] deve ser igual a um valor de 20.
 No plasma sangüíneo normal as concentrações de HCO3- e H2CO3 são aproximadamente de 0,024 mol / L e 0,0012 mol /L, respectivamente.
 O tampão tem alta capacidade para neutralizar ácido adicional, mas apenas uma baixa capacidade para neutralizar base adicional.
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Modelo de Stewart
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CAUSAS DE ACIDOSE METABÓLICA
Insuficiência renal 
Acidose tubular renal (uma forma de malformação renal)
Cetoacidose diabética 
Acidose lática (acúmulo de ácido lático) 
Substâncias tóxicas como o etileno glicol, o salicilato, o metanol, o paraldeído, a acetazolamida ou o cloreto de amônia 
Perda de bases (p.ex., bicarbonato) através do trato gastrointestinal, (diarréia, ileostomia ou colostomia)
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CAUSAS DE ALCALOSE METABÓLICA
sangue alcalino devido a uma concentração anormalmente alta de bicarbonato. 
Ocorre quando o corpo perde ácido em excesso. 
Exemplo:
Perda de ácido gástrico durante os períodos de vômito prolongado ou quando é realizada a aspiração do suco gástrico com o auxílio de uma sonda gástrica (como é algumas vezes realizado em hospitais, sobretudo após cirurgias abdominais). 
Em raros casos, a alcalose metabólica ocorre em um indivíduo que ingeriu uma quantidade excessiva de substâncias alcalinas (p.ex., bicarbonato de sódio). 
Perda excessiva de sódio ou de potássio afeta a capacidade dos rins de controlar o equilíbrio ácido- básico do sangue. 
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Obrigado!
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Exercícios
Qual é o pH de uma solução tampão preparada com 0,05M de borato de sódio e 0,005M de ácido bórico? pKa do ácido bórico é de 9,24 a 25°C.
pH = pKa + log sal/ácido
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Exercícios
Qual é o pH de uma solução tampão preparada com 0,05M de amônia 0,005M de cloreto de amônia? Kb da amônia e de 1,8 x 10-5 a 25°C.
pH = pKw+ pKb + log base/sal
pKb = - log Kb= 4,74
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